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UFRRJ – Universidade Federal Rural do Rio de Janeiro
ICE – Instituto de Ciências Exatas
Departamento de Química
IC397 – Química Inorgânica I
Prof.: Geovan da Silva Souza
Ana Gabriele Santos Albuquerque 200602003-8
André Luiz Torres Rosas 200602004-6
 Átila Santana da Silva 200602005-4
Luis Augusto Avellar Martins 200602023-2 
HALOGÊNIOS – GRUPO 17 ( ou VII-A)
1- Introdução
 	I-CLORO:
 O cloro ( grego chlorós, esverdeado ) é um elemento químico , símbolo Cl de número atômico 17 ( 17 prótons e 17 elétrons ) com massa atómica 35,5 u, encontrado em temperatura ambiente no estado gasoso. Gás extremamente tóxico e de odor irritante, foi descoberto em 1774 pelo sueco Carl Wilhelm Scheele.
 O elemento cloro está situado na série química dos halogênios ( grupo 17 ou 7A ). No estado puro, na sua forma biatômica (Cl2) e em condições normais de temperatura e pressão, é um gás de coloração amarelo esverdeada, sendo duas vezes e meia mais pesado que o ar. É abundante na natureza e é um elemento químico essencial para muitas formas de vida.
 Na natureza não é encontrado em estado puro, já que reage com rapidez com muitos elementos e compostos químicos, sendo encontrado formando parte de cloretos e cloratos, sobretudo na forma de cloreto de sódio nas minas de sal gema e dissolvido na água do mar. O cloreto de sódio é comum como sal de mesa.
 O cloro é empregado para potabilizar a água de consumo dissolvendo-o na mesma. Também é usado como oxidante , branqueador e desinfetante. É gasoso e muito tóxico (neurotóxico) , foi usado como gás de guerra na Primeira e na Segunda Guerra Mundial.
 Este halogênio forma numerosos sais, obtidos a partir de cloretos por processos de oxidação, geralmente mediante a eletrólise. Combina-se facilmente com a maior parte dos elementos. É ligeiramente solúvel em água (uns 6,5 g de cloro por litro de água a 25 ºC) formando, em parte, o ácido hipocloroso, HClO.
Na maioria dos numerosos compostos que forma apresenta estado de oxidação -1. Também pode apresentar os estados de oxidação +1, +3, +5 e +7.
(APLICAÇÃO:
 O cloro é aplicado principalmente na purificação de águas, no branqueamento durante a produção de papel e na preparação de diversos compostos clorados, como por exemplo o hipoclorito de sódio e hipoclorito de cálcio
 Um processo de purificação de águas amplamente utilizado é a cloração. O agente é o ácido hipocloroso , HClO , que se produz dissolvendo cloro na água e regulando o pH. 
 Outra aplicação que vem ampliando sobremaneira os níveis de qualidade de vida das populações que usufruem deste processo, é a aplicação de cloro em estações de tratamento de esgoto. 
 Na produção de papel se emprega cloro no branqueamento da polpa, apesar de estar sendo substituído pelo díoxido de cloro, ClO2. 
 Uma grande parte de cloro é empregada na produção de cloreto de vinila, composto orgânico usado como matéria-prima para a obtenção de policloreto de vinila, conhecido como PVC. 
 Também é utilizado na síntese de numerosos compostos orgânicos e inorgânicos como, por exemplo, o tetracloreto de carbono (CCl4), o clorofórmio (CHCl3) e diferentes halogenetos metálicos. Também é empregado como agente oxidante. 
 Preparação de cloreto de hidrogênio puro, que pode ser obtido por síntese direta: H2 + Cl2 → 2HCl. 
(ABUNDÂNCIA E OBTENÇÃO:
 O cloro é encontrado na natureza combinado com outros elementos, principalmente na forma de cloreto de sódio, NaCl , e também em outros minerais como a silvina, KCl, ou na carnallita, KMgCl3·6H2O. É o halogênio mais abundante na água do mar com uma concentração de aproximadamente 18000 ppm. Na crosta terrestre está presente em menor quantidade, uns 130 ppm. É praticamente impossível encontra-lo sem estar combinado com outros elementos, devido a sua alta reatividade.
 O cloro é obtido principalmente ( mais de 95% da produção ) a partir da eletrólise do cloreto de sódio, NaCl, em solução aquosa, denominado processo de cloro-álcali. São usados três métodos:
Eletrólise com célula de amálgama de mercúrio. 
Eletrólise com célula de diafragma 
Eletrólise com célula de membrana.
(COMPOSTOS:
Cloretos: 
Cloretos são sais derivados do ácido clorídrico (HCl). Em sua maioria, são bem cristalizados e facilmente solúveis em água. Algumas exceções são:
Cloreto de chumbo (PbCl2) e cloreto paladioso (PdCl2) – pouco solúveis em água. 
Cloreto mercuroso (HgCl), cuproso (CuCl), cloreto de prata (AgCl) e cloreto auroso (AuCl) são virtualmente insolúveis. 
Em regra geral, os sais não se decompõem pelo calor (os cloretos de ouro e platina são as únicas exceções) e são relativamente estáveis em presença de água, embora alguns, tais como os cloretos de antimônio e bismuto e dos elementos conhecidos como semi-metais, possam fornecer oxicloretos com a água. Por exemplo: BiCl2 + H2O 
Pode-se reconhecer os cloretos em solução pela formação de um precipitado branco de cloreto de prata, ao se adicionar gotas de solução de nitrato de prata (AgNO3) acidificada com ácido nítrico (HNO3). A adição de hidróxido de amônio (NH4OH) faz o precipitado se dissolver, pela formação do complexo diamin-prata – [Ag(NH3)2]+. Quando expostos à luz, o composto sofre fotólise (como mencionado antes) e a solução passa a ter uma coloração violeta.
Hipocloritos
Hipocloritos sãos sais provenientes do ácido hipocloroso (HClO) e são mais importantes que o próprio ácido correspondente, devido à dificuldade de se obter o ácido ao contrário de seus sais.
Os hipocloritos, devido à sua ação oxidante e desinfectante (e baixo preço), tem largo uso tanto domiciliar quanto industrial. O cloro que se compra em mercados é uma solução de hipoclorito de sódio. Quando o percentual de cloro livre nesta mistura é de cerca de 2%, então temos a chamada água sanitária, também chamada de água de lavadeira em outras cidades.
Obtém-se hipoclorito de sódio através de eletrólise de cloreto de sódio (NaCl). Ao se produzir hidróxido de sódio e gás cloro, faz-se os dois reagirem entre si, conforme as reações abaixo:
	Durante a eletrólise
	2 NaCl 2 Na+ + Cl2
	2 H2O H2 + 2 OH–
	2 NaOH + H2 + Cl2
 Reação do hidróxido de sódio com o gás cloro: 
2 NaOH + Cl2 NaCl + NaOCl + H2O
 Devido à sua alta sensibilidade, o hipoclorito de sódio não pode ser obtido anidro, pois ao se aquecer, o cloro se desprende sob a forma de gás, restando unicamente hidróxido de sódio.
 O "cloro em pó" usado em piscinas é hipoclorito de cálcio (normalmente com certa quantidade de sulfato de cobre). Este não é adequado ao uso domestico, logo não convem usá-lo no lugar do hipoclorito de sódio.
 O poder oxidante dos hipoclororitos fazem com que eles ataquem os corantes, destruindo-os, tornando-se assim um agente alvejante bem eficiente.
Cloratos
Os cloratos são sais correspondentes ao ácido clórico (HClO3). Pode-se obter cloratos fazendo passar gás cloro sobre uma solução alcalina a quente (cerca de 70°C), conforme reação abaixo:
6 KOH + 3 Cl2 2 KClO3 + 5KCl + 3 H2O
Os cloratos são enérgicos oxidantes. Se misturarmos clorato com matéria orgânica, carvão vegetal, enxofre etc., e golpearmos a mistura com um martelo (ou se aquecermos), poderá haver explosão. Portanto, as misturas de clorato com estes materiais não devem ser triturados, mas cada componente deverá ser triturado em separado e depois ser feita a mistura até homogeneização.
Os cloratos decompõem-se por aquecimento, desprendendo oxigênio, reação esta usada no processo comum de laboratório, para se preparar oxigênio. Em ausência de catalisador, a reação se processa em duas fases, conforme as reações abaixo:
	4 KClO3 3 KClO4 + KCl3 KClO4 3 KCl + 6 O2
	4 KClO3 4 KCl + 6 O2
Todos os cloratos são solúveis em água. O clorato de potássio é um dos cloratos menos solúveis. Podemos facilmente reconhecer os cloratos pelo fato deles não precipitarem com solução de nitrato de prata, embora o extrato aquoso de sua calcinação dê um precipitado. Isso explica-se pelo fato do clorato se decompor em cloreto e este precipita com a prata sob a forma de cloreto de prata, insolúvel em meio ácido.
Percloratos
Os percloratos são sais derivados do ácido perclórico. Este é um dos mais poderosos ácidos inorgânicos. Seu potencial de ionização é muito alto. É um poderoso oxidante e extremamente instável. Deixando cair uma gota do ácido sobre papel ou madeira, pode haver inflamação instanânea. Sobre carvão vegetal, acontecerá uma explosão. Em contato com a pele, causará queimaduras dolorosas e um ferimento grave.
 O sal de potássio é um dos percloratos menos solúvel em água e totalmente insolúvel em ácool. Obtém-se perclorato de potássio (KClO4) ao se neutralizar cautelosamente uma solução alcoólica de hidróxido de potássio (KOH) com o ácido perclórico puro. Ao ir ser formando, o perclorato de potássio se depositará no fundo, bastando filtrar a mistura após a neutralização.
II-IODO:
O iodo é um elemento químico de símbolo I , de número atómico 53 (53 prótons e 53 elétrons) e de massa atómica 126,9 u. À temperatura ambiente, o iodo encontra-se no estado sólido.É um não metal, do grupo dos halogênios (17 ou 7A) da classificação periódica dos elementos. É o menos reativo e o menos eletronegativo de todos os elementos do seu grupo.
O iodo é um sólido negro e lustroso, com leve brilho metálico, que sublima em condições normais formando um gás de coloração violeta e odor irritante. Igual aos demais halogênios forma um grande número de compostos com outros elementos, porém é o menos reativo do grupo, e apresenta certas características metálicas. A falta de iodo causa retardamento nas proclatinas.
É pouco solúvel em água, porém dissolve-se facilmente em clorofôrmio, CHCl3, em tetracloreto de carbono, CCl4, ou em disulfeto de carbono, CS2, produzindo soluções de coloração violeta. Em dissolução, na presença de amido dá uma coloração azul. Sua solubilidade em água aumenta se adicionarmos iodeto devido a formação do triodeto, I3-.
Pode apresentar vários estados de oxidação: -1, +1, +3, +5, +7.
(APLICAÇÃO:
O iodeto de potássio, KI, é adicionado ao sal comum, NaCl (mistura denominada de sal iodado), para prevenir o surgimento do bócio endêmico, doença causada pelo déficit de iodo na dieta alimentar. 
A tintura de iodo é uma solução de iodo e KI em álcool, em água ou numa mistura de ambos (por exemplo, 2 gramas de iodo e 2,4 gramas de KI em 100 mL de etanol), que tem propriedades antissépticas. É empregada como desinfetante da pele ou para a limpeza de ferimentos. Também pode ser usada para a desinfectar a água. 
Os compostos de iodo são importantes no campo da química orgânica e são muito úteis na medicina; iodetos, assim como a tiroxina, que contém iodo, são utilizados em medicina interna. 
(ABUNDÂNCIA E OBTENÇÃO:
O iodo é o halogênio menos abundante, apresentando-se na crosta terrestre com uma concentração de 0,14 ppm, estando na água do mar numa abundância de 0,052 ppm.
O iodo pode ser obtido a partir dos iodetos, I-, presentes na água do mar e nas algas. Também pode ser obtido a partir dos iodatos, IO3- existente nos nitratos de Chile, separando-os previamente destes.
No caso de partir-se dos iodatos, uma parte destes se reduzem a iodetos, e os iodetos obtidos se fazem reagir com o restante dos iodatos, produzindo o iodo: 
IO3- + 5I- + 6H+ → 3I2 + 3H2O 
Quando se parte dos iodetos, estes se oxidam com cloro, e o iodo obtido é separado mediante filtração. Pode-se purificar o iodo reduzindo-o e reoxidando-o com cloro. 
2I- + Cl2 → I2 + 2Cl- 
O iodo pode ser preparado na forma ultrapura reagindo o iodeto de potássio, KI, com sulfato de cobre, CuSO4.
(COMPOSTOS:
O iodo, I2 numa solução de iodeto, I-, forma poliiodetos como o triodeto, I3-, ou o pentaiodeto, I5-. Também forma compostos com outros haletos como, por exemplo, o IF8-. 
Em solução aquosa pode apresentar diferentes estados de oxidação. Os mais representativos são o -1, nos iodetos, o +5 nos iodatos, e o +7, nos periodatos (oxidantes fortes). 
O iodeto de hidrogênio, HI, pode ser obtido por síntese direta do iodo com o hidrogênio. 
O iodato, IO3- pode-se obter a partir de iodo com um oxidante forte. 
Alguns iodetos de metais podem ser obtidos por síntese direta. Por exemplo: Fe + I2 → FeI2 e, a partir deste pode-se obter outros por substituição. 
(PRECAUÇÃO:
É necessário ser cuidadoso quando se maneja o iodo, pois em contato direto com a pele pode causar lesões. O vapor de iodo é muito irritante para os olhos e as mucosas.
II) Informações Gerais
	Elemento
	Z
	M.M.(g/mol)
	Densidade(g/cm3)
	P.F.(ºC)
	P.E.(ºC)
	E.I(kJ/mol)
	Afinidade eletrônica(kJ/mol)
	Eletronegatividade
	E.O.
	R.A.(pm)
	Símbolo
	Flúor
	9
	19,00
	1,51
	-220
	-188
	1680,3374
	+328
	4,0
	-1
	71
	F
	Cloro
	17
	35,45
	1,66
	-101
	-34
	1255,2297
	+349
	3,2
	-1,+1,+3,+4,+5,+6,+7
	99
	Cl
	Bromo
	35
	79,90
	3,12
	-7
	59
	1140,2104
	+325
	3,0
	-1,+1,+3,+4,+5,+7
	114
	Br
	Iodo
	53
	126,90
	4,95
	114
	184
	1008,1846
	+295
	2,7
	-1,+1,+3,+5,+7
	133
	I
	Astato
	85
	(210)
	-
	300
	350
	1037,1600
	+270
	2,0
	-1
	-
	At
1- Estados de oxidação e tipos de ligações
          A maioria dos compostos formados pelos halogênios com metais são iônicos. Contudo, alguns haletos como BeCl2 e AlCl3 são covalentes. Os halogênios apresentam configuração eletrônica terminada em ns2 np5 e existem sob a forma de moléculas diatômicas. Cl, Br e I podem apresentar valências elevadas, com números de oxidação +3, +5 e +7, pois têm orbitais d disponíveis, o que não acontece com o flúor, cuja valência é sempre -1. Nas moléculas Cl2, Br2 e I2 as ligações são mais fortes do que no F2, devido à hibridação de orbitais p e d.
2- Energia de ionização e afinidade eletrônica
          Os valores para a energia de ionização dos halogênios diminui de cima para baixo, à medida que os elementos aumentam de tamanho. A energia de ionização do flúor é consideravelmente maior que a dos outros elementos do grupo, por causa da repulsão entre seus pares eletrônicos não ligantes em consequência do seu pequeno tamanho. Essa repulsão é, em grande parte, responsável pela grande reatividade do flúor.
          A afinidade eletrônica diminui com o aumento do tamanho do elemento (de cima para baixo). No entanto, do flúor para o cloro ocorre o contrário, ou seja, a afinidade eletrônica do flúor é menor que a do cloro. Isso porque o flúor, devido ao seu pequeno tamanho, tem dificuldade em acomodar o elétron recebido.
3- Pontos de fusão e Pontos de ebulição
          À medida que aumenta o tamanho do elemento, descendo no grupo, as nuvens eletrônicas tornam-se maiores e mais facilmente polarizáveis. Consequentemente, aumentam as forças intermoleculares de Van der Waals e as moléculas são mais fortemente unidas, aumentando o seu ponto de fusão e de ebulição e diminuindo a sua volatilidade. À temperatura de 25o C o flúor e o cloro são gases, o bromo é líquido e o iodo é sólido (à pressão atmosférica normal o iodo sublima-se).
FLÚOR ( F )
            HISTÓRICO:  O flúor foi descoberto em 1771 por Scheele, mas sua existência só foi confirmada em 1801.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O mineral mais característico do flúor é a fluorita (CaF2), mas ele ainda integra outros minerais como criolita (3 NaF . AlF3) e as apatitas. Além disso está presente, em pequenas quantidades, na água do mar e nos ossos, unhas e dentes dos animais.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  O flúor é obtido geralmente pela eletrólise do ácido fluorídrico (HF) dissolvido numa solução concentrada de fluoretode potássio. O gás obtido é venenoso, de coloração levemente amarelo-esverdeada e cheiro irritante, sendo conservado em cilindros sob pressão. Sua utilização exige cuidado: um jato de flúor sob pressão inflama instantaneamente a matéria orgânica, muitos metais e diversas outras substâncias.
          O flúor é o mais reativo de todos os elementos químicos conhecidos, combinando-se até mesmo com o carbono finamente dividido. Com o hidrogênio forma o ácido fluorídrico, numa reação tão exotérmica que esses dois gases podem ser utilizados como combustível-propulsor para mísseis potentes. O HF quando puro e seco não ataca o vidro, mas o ácido fluorídrico deve ser acondicionado em tubos de plástico, pois consegue corroer o vidro. A afinidade do flúor pelo hidrogênio é tão grande que ele consegue decompor a água para se unir a ele, formando o HF. Possui ainda a propriedade de deslocar o oxigênio dos óxidos, formando fluoretos. O flúor pode substituir também o oxigênio de ácidos, formando fluorácidos, como o H2SiF6, análogo ao oxiácido H2SiO3. 
            UTILIZAÇÃO:  O ácido fluorídrico é empregado na fabricação de vidros despolidos e o flúor elementar é adicionado em pequenas quantidades em dentifrícios e na água dos reservatórios urbanos, pois ajudam a prevenir as cáries dentárias. Em certos aparelhos de alta tensão é usado o hexafluoreto de enxofre, sob forte pressão, que serve como isolante. O gás freon (CCl2F2) é empregado nos aparelhos de refrigeração e em aerosóis.
CLORO ( Cl )
            HISTÓRICO:  O cloro foi descoberto em 1774 por Scheele, e confirmado em 1810 por Davy.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  Assim como o flúor, o cloro também não é encontrado livre na natureza, mas sob a forma de diversos minerais, especialmente o NaCl, presente na água do mar, a silvita (KCl) e a carnalita (KCl . MgCl2 . 6 H2O).
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS:  Muitas propriedades do cloro assemelham-se às do flúor. O cloro gasoso pode ser obtido pela eletrólise de uma solução de ácido clorídrico (HCl) ou de cloreto de sódio. O cloro é um gás amarelo-esverdeado, muito denso, que passa facilmente ao estado líquido. É também bastante venenoso e de cheiro forte. O cloro dissolvido em água é capaz de atacar o ouro, formando o cloreto correspondente, e pode decompor a água. Os oxiácidos do cloro são muito importantes:
HClO - ácido hipocloroso
HClO2 - ácido cloroso
HClO3 - ácido clórico
HClO4 - ácido perclórico
             UTILIZAÇÃO:  O gás freon (CCl2F2) é empregado nos aparelhos de refrigeração e em aerosóis e o cloro gasoso é usado como desinfetante e descorante. O composto de cloro mais importante é, sem dúvida, o ácido clorídrico, obtido pela síntese direta dos elementos em presença de luz. Sua solução é conhecida comercialmente como "ácido muriático", muito usado para limpar e branquear pedras nas casas. O clorato de sódio (NaClO3) é usado como agente exterminador de ervas daninhas, enquanto o de potássio encontra aplicação como oxidante na fabricação de fósforos. O hipoclorito de sódio (NaClO) é usado como branqueador na indústria do papel e como desinfetante, devido à sua propriedade de liberar cloro gasoso quando em solução aquosa.
BROMO ( Br )
            HISTÓRICO:  O bromo foi descoberto em 1826 pelo químico francês Ballard.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O bromo é o único elemento não-metálico que, nas condições usuais, apresenta-se no estado líquido. Muito denso e pouco viscoso, de cor vermelho-escuro, evapora com muita facilidade à temperatura ambiente, produzindo vapores com a mesma coloração e também muito densos. Possui odor semelhante ao do cloro e é irritante para os olhos e a garganta. O bromo tem facilidade para se dissolver em solventes orgânicos, o que permite extraí-lo de soluções aquosas. 
          UTILIZAÇÃO:  Tecnicamente, o principal emprego do bromo é na indústria fotográfica, como brometo de prata (AgBr), substância usada como reveladora, por sua propriedade de escurecer as emulsões fotográficas. O KBr é usado no tratamento de epilepsia e como anti-convulsivo. Além disso, o bromo é usado em várias sínteses orgânicas e o brometo de vinila é usado como antidetonante na gasolina.
IODO ( I )
            HISTÓRICO:  O iodo foi descoberto em 1811 por um produtor de sal-gema, chamado Courtois.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O iodo encontra-se em quantidades muito pequenas na natureza, sendo encontrado principalmente na água do mar. Está presente também na tireoxina, hormônio produzido na glândula tireóide humana, e a ausência desse elemento causa o bócio ("papo inchado"). Para remediar essa falta é obrigatório a adição de iodo no sal de cozinha.
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: O iodo, à temperatura de 25o C, apresenta-se como um sólido na forma de cristais escuros, dispostos em lâminas quase negras e dotadas de um brilho metálico. Muito volátil, forma vapores irritantes de coloração azul-violeta, muito bonita. O iodo sublima-se com grande facilidade e é o menos reativo de todos os elementos do grupo VIIA. 
            O iodo é muito solúvel em solventes orgânicos e pouco solúvel em água. No entanto, a mínima quantidade de 0,015% de iodo em água, a 22o C, já é o suficiente para produzir uma coloração amarelada. O iodo pode formar, em soluções de certos solventes orgânicos, íons positivos e negativos:  I2    I+ + I-. Isso é possível porque o iodo é um átomo muito grande e de baixa energia de ionização. Também por ser grande, o iodo é facilmente substituído quando combinado com radicais orgânicos. Sua nuvem eletrônica é muito grande e facilmente polarizável, podendo ser retirado para a entrada de outros grupos na molécula (veja aqui um exemplo).
            UTILIZAÇÃO:  A tintura de iodo (solução de iodo em álcool) é usada como medicamento externo, por suas propriedades bactericidas. O iodo é usado para revelar a presença de amido nas substâncias orgânicas ou nos tecidos biológicos: o iodo colore o amido de azul-escuro.
ASTATO ( At )
            HISTÓRICO:  O astato (ou astatínio) foi descoberto em 1940.
            OCORRÊNCIA NATURAL:  O astato 211 (o mais estável de seus isótopos) é obtido pelo bombardeamento de átomos de bismuto 209 com núcleos de hélio. É radioativo e seu período de meia-vida atinge um máximo de 8 horas e meia. 
            PROPRIEDADES FÍSICO-QUÍMICAS: Pouco se sabe sobre esse elemento, mas parece assemelhar-se bastante ao iodo.
III) Experimental
CLORO
1) Preparação
Adicionar ao gerador 2g de MnO e 50mL de HCl(6M), aquecer o sistema, ao entrar em ebulição, coletar o gás cloro.
MnO(s) + 4HCl(aq) ( MnCl2(aq) + 2H2O(l) + Cl2(g) 
	 
	O Cl2 é recolhido em tubos de ensaio por deslocamento de ar, pois o cloro reage com a água formando produtos: HCl e HOCl.
 
Para a formação da água de cloro, o gás Cl2 deve ser borbulhado num tubo de ensaio contendo água gelada, 
Cl2(g) + H2O(l) (( HCl(aq) + HClO(aq) 
Para a formação do HOCl, deve ser borbulhado numa solução gelada de NaOH(2M).
Cl2(g) +2NaOH(aq) ( NaCl(aq) + NaClO(aq) + H2O(l)
2) Propriedades
Solubilidade em solventes orgânicos:
 Em um tubo de ensaio colocar 1mL de água de cloro e 1mL de éter etílico.
Após agitação há formação de duas fases, a fase aquosa e a fase orgânica. A fase orânica apresenta uma coloração amarelada, devido a solubilização do Cl2 na fase.
b) Ação oxidante
 Aquecer ao rubro um pedaço de lã de aço e introduzir no tubo com Cl2 em seguida após a reação, adicionar água e SCN-.
 Ao introduzir a lã dentro do tubo, ocorreu uma reação com formação de um gás avermelhado, e por fim ao adicionar o SCN- a solução final fica com coloração vermelho sangue, que identifica presença de Fe+3, confiramndo o caráter oxidante do cloro.
2Fe(s) + 3Cl2(g) ( 3FeCl3(s)G = -135,93 kJ/mol
2Fe3+(aq) + 3/2 O2(s) ( Fe2O3(s) G= -742,2 kJ/mol
FeCl3 (aq) + SCN-(aq) (( Fe(SCN) 2+aq) + 3Cl-
 Aquecer ao rubro um pedaço da lã de cobre e introduzir no tubo com Cl2 em seguida após a reação, adicionar água e NH4OH.
 Ao introduzir a lã de cobre, há uma reação com formação de um gás esverdeado e ao adicionar o hidróxido de amônio a solução final fica azul, que identifica a presença do Cu+2 devido a formação do complexo teramin-cobre após a adição de solução amoniacal.
Cl2(g) + 2e- (( 2Cl-(aq) E0 = +1,359 V
Cu2+ + 2e- (( Cu(s) E0 = + 0,337V
Cl2(g) + 2e- (( 2Cl-(aq) ( Semi-Reação de Redução )
Cu(s) (( Cu2+ + 2e- ( Semi-Reação de Oxidação )
Cl2(g) + Cu(s) ( 2Cl-(aq) + Cu2+ ( Equação Iônica Essencial ) ddp =+1,022 V
Cl2(g) + Cu(s) ( CuCl2(s) G=-
Cu2+ (aq) + 4NH3(aq) (( [Cu(NH3)4] 2+ (aq)
 Adicionar em um tubo, 1mL de água de cloro, gotas de KBr e 2mL de tetracloreto de carbono e agitar.
 A solução resultante apresenta duas fases, uma polar e outra apolar, a fase apolar apresenta uma coloração alaranjada, pois houve formação de Br2, que apresenta uma coloração tipica, na fase orgânica.
Cl2(g) + 2e- (( 2Cl-(aq) E0 = +1,359 V
Br2(g) + 2e- (( 2Br-(aq) E0 = +1,065 V
Cl2(g) + 2e- (( 2Cl-(aq) ( Semi-Reação de Redução )
2Br-(aq)(( Br2(g) + 2e- ( Semi-Reação de Oxidação )
Cl2(g) + 2Br-(aq) ( 2Cl-(aq) + Br2(g) ( Equação Iônica Essencial ) ddp =+0,294 V
2KBr(aq) + Cl2(g) ( KCl(aq) + Br2(g)
 Adicionar em um tubo de ensaio 1mL de solução de Fe+2 e gotas de NaOH(6M) e em seguida 1mL de HOCl.
 Ao misturar a solução de Fe+2 e NaOH, há formação de um precipitado verde [Fe(OH)2] e ao adicionar o HOCl o precipitado verde passa a ser marrom, que indica que houve formação de Fe(OH)3
Fe2+(aq) + 2HO-(aq) ( Fe(OH)2(s)
Fe(OH)2(s) + NaClO(aq) ( Fe(OH)3(s) + NaCl(aq) + H2O(l)
 Adicionar em um tubo 1mL de Mn+2 e gotas de NaOH(6M) em seguida adicionar 1mL de HOCl.
 Ao misturar o Mn+2 com o NaOH, há formação de um precipitado branco, Mn(OH)2 e ao adicionar o HOCl a solução fica marrom com precipitado (MnO2). 
Mn2+(aq) + 2HO-(aq) ( Mn(OH)2(s)
Mn(OH)2(s) + NaClO(aq) ( MnO2(s) + NaCl(aq) + 2H2O(l)
c) Caráter ácido e poder alvejante da água de cloro:
 Verificar a acidez da água de cloro usando papel de tornassol e verificou-se que a coloração resultate ficou amarelada, que equivale a um pH=5. 
IODO
1) Solubilidade:
a) Colocar 1 cristal de iodo em 2mL de água, observar que não há solubilização e em seguida adicionar cristais de KI.
I2(s) + I-(aq) ( I3-(aq) 
I2 ( I – I apolar I3- ( I – I – I- polar
Ao adicionar o iodeto há formação de um ânion muito soluvel em água, e dessa forma, o iodo presente passa a solubilizar na medida que é formado o ânion, ou seja, a adicão de um cristal de iodo aumentou a sua solubilidade por conta desse fator. A solução gerada recebe o nome de água de iodo.
b) Em 4 tubos de ensaio colocar 2mL de alguns solventes orgânicos e em seguida adicionar cristais de iodo.
Tubo1( Etanol + iodo = fica castanho
Tubo2( Éter etílico + iodo = fica castanho
Tubo3( Clorofórmio + iodo = fica rosa
Tubo4( Tetracloreto de carbono + iodo = fica rosa
2) Ação oxidante:
 
a) Adicionar 1mL de água de iodo e gotas de Na2S2O3 até coloração amarelada em seguida adicionar goma de amido e continuar gotejando Na2S2O3 até descoramento.
I2(aq) + 2Na2S2O3(aq) ( 2NaI(aq) + Na2S4O6(aq)
b) Adicionar gotas de (NH4)2S em 1mL de solução de água de iodo e agitar.
A solução fica com um tom amarelado
 
c)Colocar em um tubo de ensaio 1mL de Mn+2 e gotas de NaOH em seguida adicionar 1mL de HOI.
 Ao misturar o Mn+2 com o NaOH há formação de um precipitado branco [Mn(OH)2]
Mn2+(aq) + 2HO-(aq) ( Mn(OH)2(s)
Mn(OH)2(s) + IO-(aq) ( MnO2(s) + I-(aq) 
QUESTIONÁRIO
1) e 2) respondisos no relatório;
3) O composto presente é o óxido férrico, pois o gás cloro oxida o ferro da lã de aço e este reage novamente e forma o óxido;
4) Não. Isso não acontece porque o potencial de redução do bromo é menor que o do cloro, por isos é possível obter gás bromo a partir de água de cloro e solução de brometo, mas não ga´s cloro a partir de água d ebromo e solução de cloreto.
5) Deve-se à polaridade do solvente e ao complexo de transferência;
6) Quando é adicioando iodeto À solução de iodo, eles reagem e formam o triodeto, que diferente do iodo molecular, é polar e solúvel em água. Isso ocorre porque o iodo expande sua camada, recebe um par de elétrns do iodeto, formando uam ligação com o iodo molecular e gera uma espécie polar e mais estável eletronicamente.
Bibliografia
J.D.Lee. Química Inorgânica – 5. ed. – Porto Alegre : Editora Blucher, 2008.